Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 2&3 potx

Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại.. Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một n

CHƯƠNG 2 - PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT

CÁC CHẤT VÔ CƠ

Hoá học vô cơ nghiên cứu hầu hết các nguyên tố hoá học và hợp chất của chúng (trừ phần lớn các hợp chất của cacbon là hợp chất hữu cơ), nên ranh giới giữa hoá vô cơ và hoá hữu cơ là không rõ ràng Do đó việc phân loại các chất vô

cơ chỉ là tương đối

* Sơ đồ phân loại các chất vô cơ:

CÁC CHẤT VÔ CƠ

ĐƠN CHẤT HỢP CHẤT

1 Kim loại 1 Hợp chất hoá học kim loại

2 Á kim 2 Hyđrua

3 Phi kim 3 Oxit

4 Khí hiếm 4 Hyđroxit (axit + bazơ)

5 Muối

6 Phức chất

2.1 KIM LOẠI

2.1.1 Phân biệt kim loại và không kim loại

* Kim loại là những nguyên tố hoá học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc biệt (còn gọi là ánh kim), có độ dẫn điện và độ dẫn nhiệt cao, dễ rèn và dễ dát mỏng Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại

* Các kim loại có khuynh hướng cho electron tạo thành cation và tính chất hoá học chung nhất của kim loại là tính khử

* Các nguyên tố không kim loại là những nguyên tố hoá học không có các tính chất tạo nên sự đặc trưng của kim loại Đó là á kim, phi kim, khí hiếm (sẽ xét ở phần sau)

2.1.2 Cấu tạo nguyên tử của kim loại

- Bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn so với bán kính nguyên tử phi kim

- Lớp vỏ electron hoá trị có ít electron Đa số kim loại có số electron hoá trị từ 1 đến 3 electron

- Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc phân nhóm A Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại thuộc phân nhóm B

- Lực hút của hạt nhân với các electron ngoài cùng tương đối yếu, năng lượng ion hoá thấp nên dễ cho electron Do đó, tính chất hoá học đặc trưng của

kim loại là tính khử: M - ne - = M n+

2.1.3 Cấu trúc tinh thể của kim loại:

Kim loại chủ yếu có 3 dạng tinh thể:

- Tinh thể lục phương như Zn, Mg

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

- Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) như Ca, Cu, Ag, Al

- Tinh thể lập phương tâm khối như Fe, Na, Ba

Dạng tinh thể được phân loại dựa trên ô mạng cơ sở Ô mạng cơ sở là hình hộp nhỏ nhất được tách ra từ tinh thể mà đỉnh hình hộp là các nút mạng lưới

* Tinh thể lục phương có ô mạng cơ sở là khối hình trụ, 2 đáy là hình

* Tinh thể lập phương tâm khối có ô mạng cơ sở là khối lập phương, tại

tâm khối lập phương có một nút mạng

* Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) có ô mạng cơ sở là khối lập

phương, ở tâm mỗi mặt của hình lập phương có một nút mạng và có a0 = b0 = c0,

 =  =  =900

* Nguyên lý sắp xếp đặc khít:

“ Trong tinh thể, các hạt (ion, nguyên tử, phân tử) có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất sao cho khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất.”

2.1.4 Liên kết trong kim loại

- Liên kết trong tinh thể kim loại có bản chất cọng hoá trị với 2 đặc điểm: + Liên kết cọng hoá trị không định chỗ cao độ

+Liên kết cọng hoá trị có nhiều tâm giải toả, được thực hiện bởi những electron tự do

Các liên kết có đặc điểm như vậy gọi là liên kết kim loại

Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một nguyên tử nào đó (gọi là nguyên tử trung tâm) được xem như cùng một lúc xen phủ với 8 hay 12 đám mây electron hoá trị của 8 hay 12 nguyên tử sắp xếp sát ngay nguyên tử trung tâm và gọi là những nguyên tử phối trí Với kiểu liên kết này thì một liên kết vừa được hình thành lập tức bị phá bỏ ngay và xây dựng liên kết mới Vì vậy trong tinh thể kim loại luôn có một “lớp electron tự do”

Nhờ những electron tự do mà kim loại có tính dẻo, có ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt và bền vững cơ học

2.1.5 Kim loại chuyển tiếp - Kim loại không chuyển tiếp

2.1.5.1 Khái niệm

Kim loại không chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố s và p có lớp electron ngoài cùng là: ns 1 np 4

Kim loại chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố d, f : (n-1)d hay (n-2)f

- Về vị trí trong bảng HTTH và tính chất hoá học: Kim loại chuyển tiếp nằm giữa chu kỳ 4, 5, 6 (mỗi chu kỳ có một dãy 10 nguyên tố d) và có tính chất chuyển tiếp từ nguyên tố s sang p

Chu kỳ 4: 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn (3d)Chu kỳ 5: 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd (4d) Chu kỳ 6: 57La* 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg (5d) Nhóm Lanan (4f) và nhóm Actini (5f): gồm có 28 nguyên tố

- Kim loại không chuyển tiếp thường chỉ có 1 số oxi hoá, nếu có 2 số oxi hoá thì sai kém 2 đơn vị

Kim loại chuyển tiếp có nhiều số oxi hoá bất kỳ, dễ tạo phức, ion hiđrat thường có màu

2.1.5.2 Đặc điểm cấu hình electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp (d)

- Tổng quát: vỏ electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp là:(n-1)d110ns12 Phân lớp (n-1)d có năng lượng tương đương với năng lượng phân lớp ns (E(n-1)d

 Ens), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hoà (d5) hoặc bão hoà (d10) thì 1 electron lớp ngoài cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão hoà hoặc bão hoà bền hơn

Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hoá trị của Cr là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d4 4s2, nhưng để đạt cấu hình bán bão hoà thì Cr chuyển 1 electron ở phân lớp 4s vào phân lớp 3d: 3d5 4s1

- Những kim loại chuyển tiếp mà vỏ electron hoá trị có cấu hình d510 do việc chuyển 1 electron từ phân lớp s ngoài cùng vào chưa phải là bền vững hoàn toàn

2.1.5.3 Tính chất chung của kim loại chuyển tiếp

- Cũng như kim loại nói chung, kim loại chuyển tiếp có số electron ngoài cùng ít hơn 3 Trong một dãy từ trái sang phải và trong một nhóm B, tính kim loại giảm

- Các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều số oxi hoá, do khi được kích thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hoá trị

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

- Tất cả các kim loại đều là chất rắn (trừ Hg), có ánh kim, ở trạng thái phân tán có màu xám sẫm

- Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt Nhiệt độ tăng lên làm giảm độ dẫn điện, dẫn nhiệt của các kim loại Một số kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt như: Cu, Au, Ag, Al,

- Kim loại có tính dẻo do đặc điểm cấu tạo mạng tinh thể kim loại và liên kết kim loại: chúng có khả năng thay đổi hình dạng khi chịu tác dụng của lực cơ học, rồi khi ngừng tác dụng lực kim loại vẫn giữ được nguyên hình dạng đã lấy được Ví dụ: Au có thể dát mỏng thành lá cực mỏng trông qua được, có thể kéo sợi thành sợi mảnh khó thấy được

- Kim loại có khối lượng riêng lớn, chia làm 2 loại:

+ Kim loại nhẹ có d< 5g/cm3, như Li, Na, Al,

+ Kim loại nặng có d >5g/cm3, như Zn, Fe, Cu,

- Nhiệt độ nóng chảy của các kim loại biến đổi trong một khoảng rất rộng

từ -38,870C(Hg) đến 33700C(W)

2.1.6.2 Thuyết miền năng lượng (Thuyết vùng)

- Trong mạng tinh thể kim loại số electron hoá trị rất lớn, tổ hợp tạo thành các MO có sự sai biệt các mức năng lượng rất bé tạo nên các mức năng lượng gần như liên tục, gọi là miền năng lượng

E

1 2 4 N Số nguyên tử

Sự tạo thành các mức năng lượng theo số nguyên tử

- Sự sắp xếp electron vào các mức năng lượng theo thứ tự tăng dần (Pauli, Kleckowski)

Các electron hoá trị vào các mức năng lượng thấp nhất, đó là miền hoá trị, các mức năng lượng còn lại không chứa electron tạo thành miền dẫn, giữa miền hoá trị và miền dẫn có các khe năng lượng gọi là miền cấm (các electron hoá trị không thể sắp xếp vào)

- Trong kim loại, miền hoá trị và miền dẫn phủ lên nhau và miền hoá trị chưa đầy electron Dưới tác dụng của điện trường các electron nhận năng lượng chuyển sang các mức năng lượng kế cận còn trống tạo nên tính dẫn điện của kim loại

- Với các chất cách điện (phi kim), miền cấm có khe năng lượng khá lớn và miền hoá trị đầy electron Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị không đủ năng lượng để vượt qua miền cấm đến miền dẫn

- Với chất bán dẫn, miền cấm có khe năng lượng khá nhỏ, miền hoá trị đầy electron Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị ở mức năng lượng cao của miền hoá trị có thể nhảy lên miền dẫn và tham gia dẫn điện

Kim loại Chất cách điện Chất bán dẫn

a: miền dẫn ; b: miền hoá trị ; c: miền cấm

Khi electron chuyển lên miền dẫn, miền hoá trị sẽ xuất hiện các mức năng lượng không đủ electron, gọi là các nút trống hay các lỗ

 + h  [ ] + 

Trong điện trường các lỗ tương đương với một hạt điện tích dương Trong chất bán dẫn, dòng điện là do dòng electron (dẫn n negative) và các lỗ ở miền hoá trị (dẫn p positive)

2.1.7 Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối

Trong những phản ứng với nước, axit, bazơ, muối thì kim loại là chất khử

Vì vậy người ta dùng thế khử để xét chiều phản ứng, đồng nghĩa với việc xét điều kiện kim loại phản ứng với các chất nói trên

*Các phản ứng của kim loại thường có sự hiện diện của H2O, trong đó có hoà tan O2, ion H+ do đó liên hệ đến thế điện cực hiđro (H+/H2) và thế điện cực oxi (O2/H2O)

 Phản ứng của điện cực hiđro: 2H+ + 2e-  H2 (k)

lg

2

2

] [

 Phản ứng của điện cực oxi: O2(k) + 4H+ + 4e-  2H2O (l)

Áp dụng phương trình Nerst ở 250C ta được:

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

* Kim loại phản ứng với H 2 O: 2H+ + 2e-  H2 (k)

Với pH = 7 thì 

2

/

2H H = - 0,413 V Những kim loại có thế điện cực 0M n M

/

 < - 0,413V có thể phản ứng với nước, khử H+  H2 Tuy nhiên có một số kim loại có 0M n /M< - 0,413V nhưng không phản ứng được với nước và sản phẩm phản ứng không tan trong nước, đã tạo màng bảo vệ không cho kim loại tiếp tục phản ứng

Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng được với nước là:

+ Kim loại có 0 M n M

/

 < - 0,413V + Sản phẩm phản ứng phải tan trong nước, không tạo màng oxit bảo

Ví dụ : 0Fe2/Fe= - 0,44V

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

* Kim loại phản ứng với axit oxi hoá:

Những axit oxi hoá thường gặp là HNO3 và H2SO4 đặc với thế khử chuẩn là: 0NO H NO H O

2

3, 4 / , =0,96V;0SO H SO H O

2 2 2

, / 4

 = ,172V; 0SO H S H O

2 0 2

4 , / 2

 = 0,3572V Điều kiện để kim loại tác dụng với axit oxi hoá với đa số trường hợp ở điều kiện tiêu chuẩn là:

+ Kim loại có 0 M n /M< 0axit oxi hoá

+ Sản phẩm tan, không có màng oxit bảo vệ

Ví dụ: 0 Ag / Ag= 0,8V ; 0NO H NO H O

2

3  , 4  / , = 0,96V 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + H2O

Tuy nhiên ở điều kiện khác chuẩn thì phải tính lại thế điện cực dựa vào phương trình Nerst

* Kim loại phản ứng với bazơ:

Kim loại phản ứng với bazơ xảy ra 2 giai đoạn: trước hết kim loại phản ứng với nước, sau đó sản mới tạo thành (hiđroxit có công thức tổng quát

OmX(OH)n) phản ứng với kiềm

Trong OmX(OH)n, thông thường m=0 trong hiđroxit bazơ và hiđroxit lưỡng tính

Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng với kiềm:

+ Kim loại có 0 M n /M< - 0,413V

+ Sản phẩm tạo thành phản ứng với kiềm (tức là hiđroxit của kim loại

là lưỡng tính)

Ví dụ: 0 Al3/Al = - 1,66V

2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2

* Kim loại phản ứng với muối:

+ Kim loại có 0 bé hơn, không phản ứng với H2O, sản phẩm tan thì đẩy được kim loại có 0 lớn hơn ra khỏi dung dịch muối

Ví dụ: 0 Fe2/Fe = - 0,44V ; 0 Cu2/Cu= 0,337V

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

2.2 Á KIM - PHI KIM - KHÍ HIẾM

2.2.1 Á kim

Là nguyên tố mà ở điều kiện thích hợp thì biểu hiện tính kim loại trội hơn,

ở điều kiện khác thì biểu hiện trạng thái không kim loại như B, Ge, Si, As, Sb Liên kết trong á kim là liên kết trung gian giữa liên kết kim loại và liên kết cọng hoá trị

Là những nguyên tố ở điều kiện thường phân tử chỉ có một nguyên tử vì

vỏ electron ngoài cùng đã bão hoà ns2np6, với lớp vỏ này thì khí hiếm rất khó phản ứng

Khả năng phản ứng của khí hiếm rất kém Tuy nhiên, ngày nay người ta

đã tạo ra được một số hợp chất của khí hiếm như XeF2, XeO3

2.3 HỢP CHẤT

2.3.1 Hợp chất hoá học kim loại

Khi hoà tan nóng chảy các kim loại có thể phản ứng với nhau tạo thành hợp chất kim loại Hợp chất kim loại được tạo thành do liên kết hỗn hợp giữa các nguyên tử (liên kết kim loại, ion, cộng hoá trị)

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

- Nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại cao hơn nhiệt độ nóng chảy của kim loại thành phần Ví dụ: Mg nóng chảy ở 6500C, Sn nóng chảy ở 2320C, nhưng hợp chất Mg2Sn nóng chảy ở 7950C

- Lý tính và hoá tính của hợp chất kim loại khác hẳn kim loại thành phần

Ví dụ: Các hợp chất kim loại thường cứng, dòn nhưng ở nhiệt độ 70-96%

nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại thì hợp chất kim loại có tính dẻo

2.3.2 Hiđrua

2.3.2.1 Khái niệm

Hyđrua là tên hợp chất của hyđrô với nguyên tố khác Đuôi " ua" gắn với nguyên tố âm điện hơn Ví dụ: hyđrua kim loại thì hyđrô âm điện hơn kiềm, kiềm thổ nên đuôi "ua" gắn liền với hyđrô: Liti hyđrua

Trong hyđrua phi kim, với những nguyên tố âm điện hơn hyđrô (Cl, N ) thì đuôi "ua" đi liền với nguyên tố đó : HCl- hyđrô clorua; NH3- hyđrô nitrua

2.3.2.2 Phân loại

Dựa vào bản chất liên kết hoá học trong hyđrua mà chia thành 3 loại: hyđrua ion, hyđrua cộng hoá trị và hyđrua kiểu kim loại

 Hyđrua ion: là hyđrua của kim loại có tính khử mạnh (độ âm điện nhỏ)

như LiH, NaH trong những hợp chất này, hyđrô có số oxy hoá -1

Độ bền nhiệt: Trừ LiH có độ bền cao, còn lại các hyđrua ion như NaH, CaH2 đều bị phân huỷ trước khi nóng chảy (Ví dụ: CaH2 phân huỷ ở 5000C trước khi nóng chảy ở 8160C) Trong khi đó halogen tương ứng nóng chảy ở nhiệt độ cao mà chưa phân huỷ (CaCl2 nóng chảy ở 7720C)

Để có được hyđrua ion nóng chảy và điện phân ly, người ta tiến hành trong khí quyển hyđrô, khi đó hyđrua điện ly cho anion hyđrô thực sự

Ví dụ: NaH = Na+ + H

Từ H- và H2 ta có 0

2 /

Tuỳ thuộc độ âm điện của nguyên tố X trong hyđrua mà liên kết X-H phân cực mạnh hay yếu

* Tính chất

+ Những hyđrua cọng hoá trị ở điều kiện bình thường là chất khí, chất lỏng dễ bay hơi

+ Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp vì sự phá vỡ liên kết Van

de Waals, liên kết hyđrô, khi nóng chảy, khi sôi tiêu tốn ít năng lượng

+ Một số hyđrua như HF, H2O do có sự tụ hợp phân tử (HF)n, (H2O)5 và liên kết hyđrô mạnh nên có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao

* So sánh năng lượng trung bình của liên kết H-X trong các hiđrua cọng hoá trị nhận thấy độ bền của liên kết đó ở trong hyđrua của nguyên tố cùng một

nhóm hơi giảm xuống khi đi từ trên xuống dưới và trong hyđrua của các nguyên

tố cùng một chu kỳ nói chung tăng lên khi đi từ trái sang phải Sự biến đổi này phụ thuộc vào độ âm điện và kích thích nguyên tử của nguyên tố X

 Hyđrua kiểu kim loại

Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hyđrô tạo nên chất rắn có thành phần xác định hoặc biến đổi Ví dụ: Ở điều kiện bình thường, 1VPd (Paladi) hấp thụ 700-870 VH2 và tạo ra Pd2H hoặc có thành phần biến đổi PdHx

* Tính chất: So với kim loại ban đầu, thì hyđrua kiểu kim loại phản ứng

với oxy và với H2O kém hơn, hyđrua kiểu kim loại dòn hơn, dẫn điện hoặc bán dẫn điện, bề ngoài giống kim loại (nên gọi là hyđrua kiểu kim loại)

2.3.3.Oxit Xm O n

Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác

* Phân loại oxit: Tuỳ theo tính chất hoá học mà người ta chia thành các

loại oxit như sau:

- Oxit bazơ: hiđroxit tương ứng có tính bazơ

- Oxit axit: hiđroxit tương ứng có tính axit

- Oxit lưỡng tính: hiđroxit tương ứng vừa có tính axit vừa có tính bazơ

- Oxit trơ: là oxit không phản ứng với nước, oxit không tạo muối như

N2O, CO

- Peoxit, supeoxit và ozonit

2.3.4 Hiđroxit Om X(OH) n

Hiđroxit là sản phẩm phản ứng giữa oxit với nước, vì vậy hiđroxit có thể

là axit hay bazơ Hiđroxit có công thức tổng quát là: OmX(OH)n

Về hình thức, có thể xem công thức phân tử của hiđroxit như là công thức phân tử oxit tương ứng có ngậm một hay nhiều phân tử nước

Ví dụ: Ca(OH)2 = CaO.H2O; 4H3PO4 = P4O10.6H2O

Zn(OH)2 = ZnO.H2O;

2.3.4.1 Hiđroxit là axit

Ví dụ: H2SO4 viết theo công thức tổng quát là O2S(OH)2

H3PO4 viết theo công thức tổng quát là OP(OH)3

H2CO3 viết theo công thức tổng quát là OC(OH)2

Để đánh giá độ mạnh axit của hiđroxit axit, có thể dùng quy tắc Pauling:

“Độ mạnh của hiđroxit axit tăng theo giá trị của m trong công thức tổng quát”

m = 0 : axit yếu Cl - OH (HOCl: axit hipoclorơ)

m = 1 : axit trung bình O = N - OH (HNO2: axit nitrơ)

m  2 : axit mạnh O

N - OH (HNO3: axit nitric)

O

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

O OH

S (H2SO4: axit sunfuric)

O OH

Nếu 2 hiđroxit axit có giá trị m bằng nhau thì độ mạnh axit tăng theo độ

âm điện của nguyên tố trung tâm X

Bán kính ion được xác định trong tinh thể ion có cấu trúc NaCl

* Trong cùng một chu kỳ: xét tính chất axit - bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố với số oxi hoá cao nhất thì tính bazơ giảm dần và tính axit tăng dần khi Z tăng

Ví dụ: trong chu kỳ 3

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 Tính bazơ giảm - Tính axit tăng

2.3.5 Muối

Muối là hợp chất của gốc axit với cation kim loại hoặc NH4+, có công thức tổng quát MmAn (A: là gốc axit vô cơ như Cl-, Br-, NO2-, NO3-, SO42-, ClO3- hoặc gốc axit hữu cơ như CH3COO-, C2O42- )

- Tính tan: Cho đến nay, người ta nghiên cứu nhiều về sự hoà tan nhưng vẫn chưa có lý thuyết tổng quát về sự tan mà chỉ kết luận theo kinh nghiệm:

“Các chất tương tự nhau về độ phân cực và kích thước phân tử thường dễ tan vào nhau”, và khi đó Hht  0

Khi hoà tan muối là hợp chất ion thì Sht >0, còn Hht phụ thuộc năng lượng mạng lưới Uion và Hhiđrat

* Sự thuỷ phân của muối:

- Các muối được tạo thành từ bazơ mạnh và axit yếu thì gốc axit thuỷ phân (anion thuỷ phân)

Ví dụ: Na2CO3: CO32- + H2O  HCO3- + OH-

HCO3- + H2O  H2CO3 + OH-

CO2 + H2O

Na3PO4: PO43- + H2O  HPO42- + OH-

và bazơ tạo thành muối đó Nếu Ka > Kb thì axit mạnh hơn và môi trường là axit

và ngược lại Khi Ka = Kb thìmôi trường trung tính

Sự thuỷ phân NH4CN có Kb25= 1,75.10-5> Ka25= 8.10-10 nên môi trường là bazơ

Chương3 – Phức chất

CHƯƠNG 3: PHỨC CHẤT

3.1 KHÁI NIỆM

3.1.1 Ion phức

Trong phân tử hợp chất trung hoà, theo quan niệm của hoá trị cổ điển

(Hoá trị của một nguyên tố là khả năng của một nguyên tử của nguyên tố đó có thể kết hợp với bao nhiêu nguyên tử của nguyên tố khác) thì các nguyên tử đã

bão hoà hoá trị gọi là phân tử trung hoà, không thể kết hợp thêm nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào nữa, như SO2, SO3, KCl, H2SO4 Nhưng cũng có những hợp chất được xem là bão hoà hoá trị như HgI2, KI, CuSO4, NH3 lại phản ứng với nhau tạo ra hợp chất mới

Ví dụ: HgI2 + 2KI  K2[HgI4]

Trong dung dịch nước hợp chất này điện ly:

K2[HgI4]  2K+ + [HgI4]2-

Hoặc : CuSO4 + 4NH3  [Cu(NH3)4]SO4

và [Cu(NH3)4]SO4  [Cu(NH3)4]2+ + SO42-

Những ion [HgI4]2- , [Cu(NH3)4]2+ và những ion tương tự được tạo thành bằng cách kết hợp các ion hay nguyên tử kim loại hoặc không kim loại với các

phân tử trung hoà hoặc các anion gọi là ion phức

Ví dụ: Pb4+ + 6Cl- = [PbCl6]2-

3.1.2 Phức chất

Phức chất là những hợp chất hoá học mà phân tử có chứa ion phức dương hoặc âm có khả năng tồn tại trong dung dịch, cũng như tồn tại trong tinh thể, kết hợp với các ion trái dấu (gọi là cầu ngoại)

Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3

cầu nội cầu ngoại

3.1.3 Ion trung tâm(ký hiệu là M)

Trong ion phức có một ion hay một nguyên tử trung hoà chiếm vị trí trung tâm gọi là ion trung tâm hay nguyên tử trung tâm hoặc gọi là chất tạo phức

Ví dụ: Trong [HgI4]2- nguyên tử trung tâm là Hg2+

3.1.5 Cầu nội - Cầu ngoại

- Nguyên tử trung tâm và phối tử tạo thành cầu phối trí nội của phức, gọi tắt là cầu nội Cầu nội thường được viết trong dấu ngoặc vuông ([cầu nội]) trong công thức của phức

Cầu nội có thể là cation như [Al(H2O)6]3+ hoặc là anion như [SiF6]2- hoặc có thể là phân tử trung hoà điện không phân ly trong dung dịch như [Pt(NH3)2Cl2]

- Những ion không tham gia vào cầu nội, ở khá xa nguyên tử trung tâm và liên kết kém bền vững với nguyên tử trung tâm (có vai trò làm trung hoà điện tích với ion phức), hợp thành cầu ngoại của phức

Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3

cầu nội cầu ngoại

3.1.6 Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí

* Sự sắp xếp các phối tử xung quanh ion trung tâm gọi là sự phối trí

* Số phối trí là tổng số liên kết mà phối tử liên kết trực tiếp với nguyên tử trung tâm

Mức oxi hoá của ion trung tâm hoặc những ô lượng tử hoá trị còn trống sẽ quyết định số phối trí

Ví dụ: Mức oxi hoá M+n: +1 +2 +3 +4

Số phối trí đặc trưng: 2 4 (6) 6 (4) 8

(số phối trí trong ngoặc đơn ít gặp)

+ Số phối trí 2: đặc trưng với Ag+, Cu+

+ Số phối trí 4: đặc trưng với Cu2+, Zn2+, Pd2+, Pt2+

+ Số phối trí 6: đặc trưng với Pt4+, Cr3+, Co3+, Fe3+

Số phối trí phụ thuộc vào: điện tích ion trung tâm, bản chất phối tử, trạng thái tập hợp, nồng độ phối tử, điều kiện nhiệt động

Ví dụ: Với 1 ion trung tâm Cu2+ thì với phối tử H2O thì ion Cu2+ có số phối trí là 4 ([Cu(H2O)4]SO4) nhưng với phối tử etylenđiamin (En:H2N-(CH2)2-

NH2) thì Cu2+ lại có số phối trí là 6 ([Cu(En)3]2+) Vì phân tử “En” chiếm 2 vị trí phối trí nhờ 2 đôi điện tử hoá trị chưa chia xẻ trên nitơ

* Dung lượng phối trí: là số liên kết mà một phối tử liên kết với ion trung tâm Ví dụ: Phối tử En có dung lượng phối trí là 2

3.1.7 Phối tử đơn càng - đa càng

Dựa vào số nguyên tử mà phối tử có thể phối trí quanh nguyên tử trung tâm, phối tử được chia thành 2 loại là phối tử đơn càng (một càng) và phối tử đa càng (nhiều càng)

- Phối tử đơn càng: là phối tử chỉ có khả năng tạo ra một liên kết với ion trung tâm như H2O, NH3, Cl-, NO2-

- Phối tử đa càng: là những phối tử tạo được 2 hay nhiều liên kết với ion trung tâm như C2O42-, En

Ví dụ: H3N NH3 2+

Cu NH3: phối tử đơn càng

H3N NH3

Ví dụ: Ni2+ tạo phức màu đỏ đặc trưng với đimetyl glyoxim trong dung dịch NH3 loãng

- Đối với hợp chất chứa cation phức thì gọi tên như sau: Đầu tiên gọi tên

phối tử là gốc axit bằng cách thêm đuôi “o”, sau đó gọi tên phối tử là phân tử trung hoà bằng cách giữ nguyên tên gọi thông thường của nó (Ngoại lệ là